- •Саратовский государственный университет
- •Комплексные соединения
- •Основные положения и понятия координационной теории.
- •Классификация и номенклатура комплексных соединений и номенклатура.
- •Комплексообразующая способность s-, р- и d- элементов
- •Характер химической связи в комплексных соединениях.
- •Внешнеорбитальные и внутриорбитальные комплексы
- •6. Представления о строении металлоферментов и других биокомплексных соединений (гемоглобин, цитохромы, кобаламины).
- •7. Устойчивость комплексных соединений в растворах
- •Механизм токсического действия тяжелых металлов.
- •Термодинамические принципы хелатотерапии.
- •Значение комплексных соединений в медицине.
- •Экспериментальная часть Лабораторная работа Получение и cвойства комплексных соединений.
- •Получение катионных комплексных соединений
- •Получение анионных комплексных соединений
- •Контрольная работа по теме: «Комплексные соединения»
- •Билет 6
- •Билет 7
- •Рекомендуемая литература
Основные положения и понятия координационной теории.
Для объяснения строения и свойств комплексных соединений в 1893 г. швейцарским химиком А Вернером была предложена координационная теория в которую он ввел два понятия: о координации и о побочной валентности.
По Вернеру главной валентностьюназывается валентность посредством которой соединяются атомы с образованием простых соединений, подчиняющихся теории
валентности. Но, исчерпав главную валентность, атом способен, как правило, к дальнейшему присоединению за счет побочной валентности,в результате проявления которой и образуется комплексное соединение.
Под действием сил главной и побочной валентности атомы стремятся равномерно окружить себя ионами или молекулами и являются таким образом центром притяжения. Такие атомы называются центральными или комплексообразователями. Ионы или молекулы, непосредственно связанные с комплексообразователем, называютсялигандами.
Посредством главной валентности присоединяются лиганды ионы, а посредством побочной валентности – ионы и молекулы.
Притяжение лиганд к комплексообразователю называется координацией, а число лиганд – координационным числом комплексообразователя.
Можно сказать, что комплексные соединения это соединения, молекулы которых состоят из центрального атома (или иона) непосредственно связанного с определённым числом других молекул или ионов, называемых лигандами.
В роли комплексообразователей чаще всего выступают катионы металлов (Со+3, Рt+4,Cr+3,Cu+2Au+3и др.)
В качестве лигандов могут выступать ионы Cl-,CN-,NCS-,NO2-,OH-,SO42- так и нейтральные молекулыNH3,H2O, амины, аминокислоты, спирты, тиоспирты, РН3, эфиры.
Число координационных мест, занимаемых лигандом около комплексообразователя, называется его координационной ёмкостью или дентатностью.
Лиганды, присоединенные к комплексообразователю одной связью, занимают одно координационное месть и называются монодентатнымия (Cl-,CN-,NCS-). Если же лиганд присоединён к комплексообразователю посредством нескольких связей, то он является полидентатным. Например:SO42- , СО32-являются бидентатными.
Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферусоединения или комплекс (в формулах комплекс заключают в квадратные скобки). Ионы, не связанные непосредственно с комплексообразвателем, составляютвнешнюю координационную сферу.
Ионы внешней сферы связаны менее прочно по сравнению с лигандами и пространственно удалены от комплексообразователя. Они легко замещаются другими ионами в водных растворах.
Например, в соединении К3[Fe(CN)6] комплексообразователем являетсяFe+2, лигандами -CN-. Два лиганда присоединены за счет главной валентности, а 4 – за счет побочной валентности, следовательно координационное число равно 6.
Ион Fe+2с лигандамиCN-составляютвнутреннюю сферу или комплекс, а ионы К+внешнюю координационную сферу:
.
Как правило координационное число равно удвоенному заряду катиона металла, например: однозарядные катионы имеют координационное число равное 2, 2-х зарядные – 4, а 3-х зарядные – 6. если элемент проявляет переменную степень окисления, то с увеличением её координационное число растет. Для некоторых комплексообразователей координационное число является постоянным, например: Со+3, Рt+4,Cr+3имеют координационное число равное 6, у ионов В+3, Ве+2, Сu+2 ,Au+3координационное число равно 4. для большинства ионов координационное число является переменным и зависит от природы ионов внешней сферы и от условий образования комплексов.